10 Reacciones de oxidación- reducción - Nocturno Giner · PDF file184 Unidad 10|...

182 Unidad 10| Reacciones de oxidación-reducción

10 Reacciones de oxidación-reducción

ACTIVIDADES

1. En las siguientes reacciones, indica las sustancias que se oxidan y las que se reducen. Justifica tu respuesta de acuerdo con las definiciones dadas en este apartado.

a) 2 Na(s) + 1/2 O2(g) → Na2O(s)

b) Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)

c) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

Observa que en dos de estas reacciones no interviene el oxígeno. ¿Por qué, a pesar de ello, las podemos considerar de oxidación-reducción?

a) Se oxida el Na, puesto que se combina con el O para formar Na2O. Desde el punto de vista electrónico, el Na metálico se oxida porque pierde electrones, convirtiéndose en el ion Na+. Se reduce el oxígeno, O2, porque gana electrones y se convierte en el ion O2–.

b) El Ca se oxida porque pierde electrones y se convierte en el ion Ca2+. El Cl2 se reduce porque gana electrones y se convierte en el ion Cl–.

c) El Mg se oxida porque pierde electrones y se convierte en el ion Mg2+. El H+ del HCl(aq) se reduce porque gana electrones y se convierte en H2.

2. ¿Cuál es la especie oxidante y cuál la reductora en las reacciones siguientes?

a) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

b) Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

c) Cl2(g) + 2 KI(aq) → I2(aq) + 2 KCl(aq)

a) Oxidante: H+(aq), reductor: Mg(s)

b) Oxidante: Cu2+(aq), reductor: Zn(s)

c) Oxidante: Cl2(g), reductor: I–(aq)

3. Determina el número de oxidación del S en las especies químicas siguientes: Na2S, H2S, S8, SCl2, SO2, SO3, 2

3SO − , H2SO4, 24SO − .

a) ¿Cuáles son las especies químicas en las que el S está más reducido? ¿En cuál o cuáles está más oxidado?

b) ¿En cuál no está ni oxidado ni reducido?

c) Ordena las fórmulas de menor a mayor número de oxidación del S.

Números de oxidación: Na2S: –2; H2S: –2; S8: 0; SCl2: +2; SO2: +4; SO3: +6; 23SO − : +4; H2SO4: +6; 2

4SO − : +6

a) El S está más reducido en el Na2S y el H2S, y está más oxidado en el SO3, H2SO4 y 24SO − .

b) En el S8.

c) (–2): Na2S, H2S; (0): S8; (+2): SCl2; (+4): SO2, 23SO − ; (+6): SO3, H2SO4, 2

4SO −

4. La fotosíntesis es un proceso constituido por una serie de cambios químicos que dan lugar a la conversión del dióxido de carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno. La reacción global se resume así:

6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(s) + 6 O2(g)

Determina qué especie se oxida y cuál se reduce en la reacción de fotosíntesis.

El CO2 se reduce al pasar el C de un número de oxidación +4 en el CO2 a un número de oxidación 0 en el C6H12O6. El H2O se oxida al pasar su O de un número de oxidación –2 a un número de oxidación 0 en el O2.

Reacciones de oxidación-reducción | Unidad 10 183

5. Ajusta, por el método del número de oxidación, las ecuaciones:

a) K2Cr2O7 + H2O + S → KOH + Cr2O3 + SO2

b) HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + H2O

a)

La variación positiva (+4) del número de oxidación del S debe multiplicarse por 3 y la variación negativa (–3) del Cr por 4 para que la variación positiva total del número de oxidación del átomo que se oxida (el S) sea igual a la variación negativa sufrida por el átomo que se reduce (el Cr). En consecuencia, en la ecuación ajustada deben tener 3 S y 4 Cr tanto a la izquierda como a la derecha. Como el K2Cr2O7 y el Cr2O3 ya tienen 2 Cr en sus fórmulas, bastará colocar un coeficiente 2 delante de ellas. Finalmente, ajustamos los O e H introduciendo un 2 como coeficiente del H2O.

2 K2Cr2O7 + 2 H2O + 3 S → 4 KOH + 2 Cr2O3 + 3 SO2

b)

La variación positiva (+1) del número de oxidación del Cl debe multiplicarse por 2 para que la variación positiva total del número de oxidación experimentada por el átomo que se oxida (el Cl) sea igual a la variación negativa (–2) del Mn, que es el átomo que se reduce. Puesto que la molécula de Cl2 ya contiene dos Cl, se toma solo una molécula de Cl2.

2 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + H2O

Sin embargo, hay dos cloros que no sufren cambio de número de oxidación, que son los que se encuentran en el MnCl2. Por tanto, se deben introducir dos Cl más a la izquierda de la ecuación, para lo cual se colocarán dos moléculas más de HCl. Finalmente, ajustamos los O e H introduciendo un 2 como coeficiente del H2O.

4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

6. Ajusta, por el método del ion-electrón, las ecuaciones:

a) CH3OH(aq) + KMnO4(aq) → KHCOO (aq) + H2O(l) + MnO2(s) + KOH(aq) (básico)

b) 4MnO− (aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + Fe3+(aq) (ácido)

a) La reacción transcurre en medio básico.

Semiecuaciones:

Oxidación: 3 [CH3OH(aq) + 5 OH–(aq) → HCOO–(aq) + 4 H2O(l) + 4 e–]

Reducción: 4 [ 4MnO− (aq) + 2 H2O(l) + 3 e− → MnO2(s) + 4 OH–(aq)]

Ecuación iónica: 3 CH3OH(aq) + 4 4MnO− (aq) → 3 HCOO–(aq) + 4 H2O(l) + 4 MnO2(s) + OH–(aq)

Ecuación completa: 3 CH3OH(aq) + 4 KMnO4(aq) → 3 KHCOO (aq) + 4 H2O(l) + 4 MnO2(s) + KOH(aq)

b) La reacción transcurre en medio ácido.

Oxidación: 5(Fe2+ → Fe3+ + 1e–)

Reducción: 4MnO− (aq) + 8 H+ + 5 e– → Mn2+(aq) + 4 H2O

Ecuación iónica: 4MnO− (aq) + 5 Fe2+(aq) + 8 H+(aq) → Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O(l)

HCl + MnO2 → Cl2+ MnCl2+ H2O

∆ = 0 – (–1) = +1

∆ = + 2 – 4 = –2

K2Cr2O7+ H2O + S → KOH + Cr2O3 + SO2

∆ = +4 – 0 = + 4

∆ = + 3 – 6 = –3


7. En disolución acuosa y medio ácido, el ion permanganato oxida el peróxido de hidrógeno a oxígeno molecular. El ion permanganato se reduce a ion manganeso(2+). Se acidifican 10,0 cm3 de una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno con un exceso de ácido sulfúrico y se valoran con una disolución 0,010 mol L–1 de permanganato de potasio. Para alcanzar el punto final se consumen 12,0 cm3 de esta disolución. Calcula la cantidad (mol) de peróxido de hidrógeno que hay en la muestra, su concentración y su masa.

La ecuación iónica ajustada es:

2 4MnO− + 6 H+ + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2

La cantidad de KMnO4 consumida ha sido:

n(KMnO4) = V c = (0,012 L) (0,010 mol L–1) = 1,2 · 10–4 mol KMnO4

Según la estequiometría de la reacción, habrá reaccionado con:

4 42 22 2 4 2 2

4

(5 mol H O )(H O ) (1,2 10 mol KMnO ) 3,0 10 mol H O(2 mol KMnO )

n − −= ⋅ ⋅ = ⋅

La concentración de peróxido de hidrógeno es: 4

2 12 23,0 10 mol H O 3,0 10 molL0,01 L

ncV

−− −⋅

= = = ⋅

La masa de peróxido de hidrógeno es: m = n M = (3,0 · 10–4 mol H2O2) (34,0 g mol–1) = 0,0102 g H2O2

8. Se necesitan 12,6 mL de disolución acuosa de K2Cr2O7 de concentración 0,20 mol L–1 (disolución de color naranja) para valorar 25,0 mL de otra disolución de SnCl2 (disolución incolora).

La ecuación de la reacción redox que tiene lugar es: 2

2 7Cr O − (aq) + Sn2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Sn4+(aq)

a) Ajusta la ecuación de la reacción.

b) Calcula la concentración de esta disolución de SnCl2.

c) ¿Qué masa de SnCl2 hay en la disolución?

a) Semirreacción de oxidación: 3 (Sn2+(aq) → Sn4+(aq) + 2 e–)

Semirreacción de reducción: 22 7Cr O − (aq) + 14 H+(aq) + 6 e– → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)

De donde la ecuación iónica ajustada es:

22 7Cr O − (aq) + 3 Sn2+(aq) + 14 H+(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 Sn4+(aq) + 7 H2O(l)

b) La cantidad de K2Cr2O7 consumida ha sido:

n = V c = (12,6 · 10–3 L) (0,20 mol L–1) = 2,52 · 10–3 mol K2Cr2O7

Según la estequiometría de la reacción, habrá reaccionado con: 22

2 3 3 22 72 2 7 2

2 7 2 2 7

(1 mol Cr O )(3 mol Sn )(Sn ) (2,52 10 mol K Cr O ) 7,56 10 mol Sn(1 mol Cr O ) (1 mol K Cr O )

n−+

+ − − +−

= ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅

La concentración de la disolución de SnCl2 es: 3

123

(7,56 10 mol SnCl ) 0,30 molL(25 10 L)

ncV

−−

−

⋅= = =

⋅

c) La masa de SnCl2 que hay en la disolución es: m = n M = (7,56 · 10–3 mol SnCl2) · (189,6 g mol–1) = 1,43 g

9. Se fabrica una pila galvánica con electrodos de plata (Ag) y cinc (Zn).

a) Escribe las semiecuaciones de oxidación y de reducción de la reacción:

Zn(s) + 2 Ag+(aq) → Zn2+(s) + 2 Ag(s)

b) Escribe la notación de la pila basada en esta reacción, teniendo en cuenta que su fem es +1,56 V.

c) Indica qué electrodo es el ánodo y cuál es el cátodo.


a) Oxidación: Zn(s) → Zn2+(s) + 2 e–

Reducción: 2 Ag+(aq) + 2 e– →2 Ag(s)

b) Zn(s) | Zn2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) 0pilaE = +1,56 V

c) Ánodo (electrodo negativo): Zn(s); cátodo(electrodo positivo): Ag(s)

10. Escribe las semiecuaciones de oxidación y de reducción, así como la ecuación de la reacción global que tiene lugar en la pila siguiente:

Mg(s) | Mg2+(aq) || Sn2+(aq) | Sn(s) 0pilaE = +2,23 V

Oxidación: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e–

Reducción: Sn2+(aq) + 2 e–→ Sn(s)

Ecuación iónica de la reacción global: Mg(s) + Sn2+(aq) → Mg2+(aq) + Sn(s)

11. Representa la notación de la pila basada en la reacción 2 I–(aq) + 2 Fe3+(aq) → I2(s) + 2 Fe2+(aq).

Pt | 2 I–(aq) | I2(s) || Fe3+(aq) | Fe2+(aq) | Pt

12. Predice si las reacciones siguientes son o no espontáneas en el sentido en que están escritas las ecuaciones. Represéntalas en un diagrama y calcula 0

pilaE . (Los datos necesarios los puedes encontrar en la tabla 10.1).

a) Zn2+(aq) + Sn(s) → Zn(s) + Sn2+(aq)

b) Cl2(g) + 2 I–(aq) → 2 Cl–(aq) + I2(s)

a) De la comparación de los potenciales de reducción (tabla 10.1):

20Zn Zn 0,76 VE + = − 2

0Sn Sn 0,14 VE + = −

Se deduce que el Sn2+ tiene más tendencia a reducirse que el Zn2+. Por tanto, el Sn(s) debería ser el cátodo de la pila (donde tiene lugar la reducción); pero para ello la reacción debería ir en sentido contrario al que está escrita. De ello se extrae que la reacción no tendrá lugar espontáneamente tal como está escrita, sino en el sentido inverso. Si ponemos Sn(s) en contacto con una disolución que contenga iones Zn2+, no reaccionarán. El valor negativo de la 0

pilaE indica que la reacción no es espontánea en el sentido que está escrita.

b) De la comparación de los potenciales de reducción (tabla 10.1):

2

0Cl Cl

1,36 VE − = + 2

0I I

0,54 VE − = +

Se comprueba que el Cl2 tiene más tendencia a reducirse que el I2. Por tanto, la reacción tendrá lugar espontáneamente en el sentido en que está escrita. Si hacemos burbujear Cl2(g) a través de una disolución que contenga iones I–(aq), el Cl2(g) se reducirá a Cl–(aq) y los iones I–(aq) se oxidarán a I2(s). El valor positivo de la 0

pilaE indica que la reacción es espontánea en el sentido en que está escrita.

13. Se dispone de una lámina de cobre y otra de plata, y de disoluciones acuosas de concentración 1,0 mol L–1 de sales de estos dos iones, y se quiere construir una pila. Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción, así como la reacción global; indica cuál es el ánodo y cuál el cátodo. Representa la notación de la pila y calcula su fem.

Semirreacción de oxidación: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–

Semirreacción de reducción: 2 Ag+(aq) + 2 e– → 2 Ag(s)

Reacción global: Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

Ánodo (–): Cu(s); cátodo (+): Ag(s)

Cu(s) | Cu2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) 0pilaE = 0,80 V – 0,34 V = +0,46 V


14. Una pila formada por un electrodo de cobre y otro de plata sumergido cada uno de ellos en disoluciones 1 mol L–1 de sus iones respectivos tiene una fem estándar a 25 °C de 0,46 V. Determina el valor de 0

rG∆ para esta reacción.

La reacción que tiene lugar es: Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s).

Oxidación: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–

Reducción: 2 Ag+(aq) + 2 e– → 2 Ag(s)

La energía de Gibbs estándar de la reacción es: 0rG∆ = –zF 0

pilaE = –2 · (9,65 · 104 C mol–1) (0,46 V) = –8,9 · 104 J mol–1 = –89 kJ mol–1

15. Escribe las ecuaciones de las semirreacciones y de la reacción global de la electrólisis del bromuro de plomo(II) fundido.

En el bromuro de plomo(II) fundido, PbBr2(l), existen iones Pb2+(l) e iones Br–(l) con libertad de movimiento. Durante la electrólisis, los iones Pb2+(l) se desplazan hacía el cátodo (negativo) y los iones Br–(l) hacia el ánodo (positivo).

Oxidación: 2 Br–(l) → Br2(l) + 2 e– (ánodo +)

Reducción: Pb2+(l) + 2 e– → Pb(s) (cátodo –)

Ecuación iónica: 2 Br–(l) + Pb2+(l) → Pb(s) + Br2(l)

Reacción global en forma molecular: PbBr2(l) → Pb(s) + Br2(l)

16. Escribe las ecuaciones de las semirreacciones y de la reacción global de la electrólisis de una disolución de yoduro de potasio. Se sabe que el ion I–(aq) tiene un potencial de oxidación mayor que el del agua neutra.

Oxidación: 2 I–(aq) → I2(aq) + 2 e–

Reducción: 2 H2O(l) + 2 e– → H2(g) + 2 OH–(aq)

Ecuación iónica: 2 I–(aq) + 2 H2O(l) → H2(g) + I2(aq) + 2 OH–(aq)

Reacción global en forma molecular:

2 KI(aq) + 2 H2O(l) → H2(g) + I2(aq) + 2 KOH(aq)

17. Se realiza la electrólisis de una disolución acuosa de ZnCl2. ¿Durante cuánto tiempo debe estar circulando una corriente de 2,00 A para que se depositen en el cátodo 25,0 g de cinc?

Dato: MZn = 65,39 g mol–1

La semirreacción en el cátodo es: Zn2+(aq) + 2 e– → Zn(s).

La cantidad de Zn que se deposita en el cátodo es:

1

(25 g Zn) 0,382 mol Zn(65,39 g mol Zn)

n−

= =

Para que se depositen estos moles de Zn es preciso que circulen los siguientes moles de electrones:

(2 mol e ) (2 mol e )( n) (0,382 mol Zn) 0,756 mol e(1 mol Zn) (1 mol Zn)en n Z−

− −−= ⋅ = ⋅ =

La carga eléctrica que equivale a este número de moles de electrones es:

Q = neF = (0,764 mol e–) (9,65 · 104 C mol–1) = 7,37 · 104 C

Puesto que Q = I t, el tiempo durante el cual debe estar circulando una corriente de 2,00 A será: 4

4(7,37 10 C) 3,69 10 s(2,00 A)

QtI

⋅= = = ⋅


18. ¿Qué volumen de cloro medido en condiciones normales (0 °C y 105 Pa) se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica de 3,00 A durante 2 horas a través de cloruro de sodio fundido?

Datos: R = 8,31 J K mol–1; Vm(0°C y 105 Pa) = 22,7 L mol–1

La semirreacción en el ánodo es: 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–.

El tiempo durante el cual circula la corriente es:

(3600 s)(2 h) 7200 s(1 h)

t = ⋅ =

La carga eléctrica que ha circulado es:

Q = I t = (3,00 A) (7200 s) = 2,16 · 104 C

que equivale a la siguiente cantidad de electrones: 4

e 4 1

(2,16 10 C) 0,224 mol e(9,65 10 C mol )

QnF−

−−

⋅= = =

⋅

De acuerdo con la estequiometría de la semirreacción, cada 2 mol de electrones dan lugar a 1 mol de moléculas de Cl2. Por tanto, la cantidad de cloro obtenida será:

22 2e

1 mol Cl(Cl ) 0,112 mol Cl2 mol e

n n − −= ⋅ =

Esta cantidad de cloro, en condiciones normales (0°C y 105 Pa), ocupará el volumen:

V = n Vm = (0,112 mol Cl2) (22,7 L mol–1) = 2,54 L

Este volumen también puede calcularse a través de la ecuación de los gases: 1 1

5

(0,112 mol) (8,31 J K mol ) (273 K) 2,54 L(10 Pa)

nRTVp

− −⋅ ⋅= = =

19. Dados los potenciales de electrodo de reducción de los pares Ag+|Ag (+0,80 V), Mg2+|Mg (–2,37 V), Fe2+|Fe (–0,44 V), Sn2+|Sn (–0,14 V), razona cuáles de los metales siguientes pueden usarse como ánodo de sacrificio para proteger el hierro: plata, magnesio, estaño.

Se usará como ánodo de sacrificio aquel metal que se oxide en vez del hierro. Se oxidará el metal que tenga un potencial de reducción menor que el del Fe2+IFe, es decir, el magnesio.

Concepto de oxidación-reducción 20. En las siguientes reacciones redox, indica qué elemento se oxida y qué elemento se reduce, desde el

punto de vista de la ganancia o pérdida de oxígeno.

a) PbO(s) + CO(g) → Pb(s) + CO2(g)

b) C(s) + O2(g) → CO2(g)

c) CO(g)+ 2 H2(g) → CH3OH(l)

d) CO(g) + 3 H2(g) → CH4(g) + H2O(l)

e) 4 NO(g) + O2(g) → 2N2O3(g)

f) ZnO(s) + H2(g) → Zn(s) + H2O(g)

a) El Pb del PbO se reduce porque pierde oxígeno, y el C del CO se oxida porque lo gana.

b) El C se oxida porque gana oxígeno, y el O del O2 se reduce porque se combina con un elemento que se oxida.

c) El H del H2 se oxida porque gana oxígeno, mientras que el C del CO no se oxida ni se reduce, ya que mantiene el enlace con un átomo de oxígeno.

d) El C del CO se reduce porque pierde oxígeno, y el H del H2 se oxida porque gana oxígeno.

e) El N del NO se oxida porque gana oxígeno (pasa de estar combinado con 1 átomo de O a estar combinado con 3/2 de átomos de O), y el O se reduce porque se combina con un elemento que se oxida.

f) El Zn del ZnO se reduce porque pierde oxígeno, y el H del H2 se oxida porque gana oxígeno.


21. Razona desde el punto de vista electrónico cuál es el elemento que se oxida y cuál es el que se reduce en las siguientes reacciones.

Indica qué especie química es la oxidante y cuál es la reductora.

a) 2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)

b) Fe(s) + Cl2(g) → FeCl2(s)

c) Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

d) Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Desde el punto de vista electrónico, se oxidará el elemento que pierda electrones y se reducirá el que gane electrones. Por otro lado, el reductor se oxida y el oxidante se reduce. Así:

a) Se oxida el Zn (se convierte en el ion Zn2+) y se reduce el O2 (el O se convierte en el ion O2–). El Zn es la especie reductora, y el O2, el oxidante.

b) Se oxida el Fe (se convierte en el ion Fe2+) y se reduce el Cl2 (el Cl se convierte en el ion Cl–). El Fe es el reductor, y el Cl2, el oxidante.

c) Se oxida el Zn y se reduce el ion H+. El Zn es la especie reductora, y el H+, el oxidante.

d) Se oxida el Zn y se reduce el ion Cu2+. El Zn es la especie reductora, y el Cu2+, la especie oxidante.

22. Razona desde el punto de vista electrónico por qué se han oxidado o reducido los elementos que participan en las reacciones del ejercicio 20. Indica qué especie química es la oxidante y cuál es la reductora.

Desde el punto de vista electrónico, un elemento se oxida cuando sufre una pérdida total o parcial en el control de los electrones de valencia, y un elemento se reduce cuando sufre una ganancia total o parcial en el control de los electrones de valencia. Esta pérdida o ganancia total o parcial puede establecerse con facilidad gracias a los números de oxidación.

a) El Pb del PbO se reduce porque su número de oxidación pasa de +2 en el PbO a 0 en el Pb. El C del CO se oxida porque su número de oxidación para de +2 en el CO a +4 en el CO2. El PbO es el oxidante y el CO es el reductor.

b) El C se oxida porque su número de oxidación pasa de 0 en el C(s) a +4 en el CO2. El O del O2 se reduce porque pasa de 0 en el O2 a –2 en el CO2. El O2 es el oxidante y el C es el reductor.

c) El C del CO se reduce porque su número de oxidación pasa de +2 en el CO a –2 en el CH3OH. El H del H2 se oxida porque pasa de 0 en el H2 a +1 en el CH3OH. El CO es el oxidante y el H2 es el reductor.

d) El C del CO se reduce porque su número de oxidación pasa de +2 en el CO a –4 en el CH4. El H del H2 se oxida porque pasa de 0 en el H2 a +1 en el H2O. El CO es el oxidante y el H2 es el reductor.

e) El N del NO se oxida porque su número de oxidación pasa de +2 en el NO a +3 en el N2O3. El O del O2 se reduce porque su número de oxidación pasa de 0 en el O2 a –2 en el N2O3. El O2 es el oxidante y el NO es el reductor.

f) El Zn del ZnO se reduce porque su número de oxidación pasa de +2 en el ZnO a 0 en el Zn. El H del H2 se oxida porque su número de oxidación pasa de 0 en el H2 a +1 en el H2O. El ZnO es el oxidante y el H2 es el reductor.

23. Escribe las ecuaciones en forma iónica neta de las siguientes reacciones redox. A continuación, escribe las semiecuaciones de oxidación y de reducción. Indica cuál es la especie oxidante y cuál es la especie reductora.

a) Cl2(g) + 2 Na(s) → 2 NaCl(s)

b) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

c) Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

d) Cl2(g) + 2 NaBr(aq) → 2 NaCl(aq) + Br2(l)

e) Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)


a) Ecuación iónica: Cl2(g) + 2 Na(s) → 2 Na+Cl–(s)

Oxidación: 2 Na(s) → 2 Na+(s) + 2 e–

Reducción: Cl2(g) + 2 e– → 2 Cl–

El Cl2 es el oxidante y el Na es el reductor.

b) Ecuación iónica neta: Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)

Oxidación: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e–

Reducción: 2 H+(aq) + 2 e– → H2(g)

El ion H+(aq) es el oxidante y el Mg(s) es el reductor.

c) Ecuación iónica neta: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Oxidación: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–

Reducción: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)

El ion Cu2+(aq) es el oxidante y el Zn(s) es el reductor.

d) Ecuación iónica neta: Cl2(g) + 2 Br– (aq) → 2 Cl– (aq)+ Br2(l)

Oxidación: 2 Br– (aq) → Br2(l) + 2 e–

Reducción: Cl2(g) + 2 e– → 2 Cl–(aq)

El Cl2(g) es el oxidante y el Br–(aq) es el reductor.

e) Ecuación iónica neta: 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq)

Oxidación: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–

Reduccción: 2 Ag+(aq) + 2 e– → 2 Ag(s)

El ion Ag+(aq) es el oxidante y el Cu(s) es el reductor.

24. ¿Cuál es el número de oxidación de los elementos subrayados en las moléculas e iones siguientes?

a) S8 c) P2O5 e) LiH g) N2O5 i) 24CrO −

b) PH3 d) HCl f) NO h) HNO3 j) 272Cr O −

a) 0 c) +5 e) –1 g) +5, –2 i) +6

b) –3 d) +1 f) +2 h) +5 j) +6

25. ¿Cuál es el número de oxidación del nitrógeno en cada uno de los siguientes iones o moléculas?

NH3, N2H4, NH2OH, N2, N2O, NO, NO2, 3NO−

a) ¿Cuál es la especie química en la que el N está más reducido?

b) ¿En cuál está más oxidado?

c) ¿En cuál no está ni oxidado ni reducido?

NH3(–3), N2H4(–2), NH2OH(–1), N2(0), N2O(+1), NO(+2), NO2(+4), 3NO− (+5)

a) NH3 b) 3NO− c) N2

26. En las siguientes reacciones redox, indica qué elemento se oxida y cuál se reduce, y cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.

a) PbO(s) + CO(g) → Pb(s) + CO2(g)

b) 3 CuO(s) + 2 NH3(g) → 3 Cu(s) + 3 H2O(l) + N2(g)

c) Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)

d) MnO2(s) + 4 HCl(aq) → MnCl2(aq)+ 2 H2O(l) + Cl2(g)


a) Se oxida el carbono del CO, pues pasa de número de oxidación +2 en el CO a +4 en el CO2 y, por tanto, el CO es el reductor. Se reduce el Pb del PbO porque pasa de número de oxidación +2 en el PbO a 0 en el Pb y, por tanto, es el oxidante.

b) Se oxida el N del NH3 porque pasa de número de oxidación –3 en el NH3 a 0 en el N2 y, por tanto, el NH3 es el reductor. Se reduce el Cu del CuO, que pasa de número de oxidación +2 en el CuO a 0 en el Cu y, por tanto, el CuO es el oxidante.

c) Se oxida el Mg porque pasa de número de oxidación 0 en el Mg(s) a +2 en el Mg2+(aq) y, por tanto, el Mg(s) es el reductor. Se reduce el ion H+(aq) porque pasa de número de oxidación +1 a número de oxidación 0 en el H2 y, por tanto, es el oxidante.

d) Se oxida el ion Cl–(aq) porque pasa de número de oxidación –1 en el HCl(aq) a 0 en el Cl2 y, por tanto, es el reductor. Se reduce el Mn del MnO2 porque pasa de número de oxidación +4 en el MnO2 a +2 en el MnCl2 y, por tanto, el MnO2 es el oxidante.

27. ¿Cuál es el número de oxidación del C en los siguientes compuestos?

CH4, CH3CH3, CH2CH2, CHCH, CH3CH2OH, CH3CHO, CH3COOH, COOHCOOH, CO2

CH4(–4), CH3CH3(–3, –3), CH2CH2(–2, –2), CHCH(–1, –1), CH3CH2OH(–3, –1), CH3CHO(–3, +1),

CH3COOH(–3, +3), COOHCOOH(+3, +3), CO2(+4)

28. ¿Cuáles de las siguientes reacciones son redox? Identifica, en las que sí lo sean, la especie que se oxida (reductor) y la especie que se reduce (oxidante).

a) H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l)

b) Ba2+(aq)+ 24SO − (aq) → BaSO4(s)

c) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)

d) Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)

e) 2 24CrO − (aq) + 2 H+(aq) → 2

2 7Cr O − (aq) + H2O(l)

f) 2 N2O4(g) → 2 NO2(g)

g) AgCl(s) + NaBr(aq) → AgBr(s) + NaCl(aq)

a) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

b) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

c) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

d) El Ca se oxida porque su número de oxidación pasa de 0 en el Ca(s) a +2 en el Ca(OH)2; es el reductor. El H del H2O(l) se reduce puesto que su número de oxidación pasa de +1 en el H2O a 0 en el H2; es el oxidante.

e) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

f) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

g) No es redox, no cambian los números de oxidación de ningún elemento; ninguna especie se oxida o se reduce.

Reacciones redox 29. En un control policial de alcoholemia, el conductor debe soplar a través de un tubo que contiene unos

cristalitos naranjas de dicromato de potasio. Si el aire espirado lleva vapores de etanol (alcohol etílico), los cristalitos se vuelven verdes.

La reacción producida es:

CH3CH2OH (g) + K2Cr2O7(s) + H2SO4(l) → CH3COOH(l) + Cr2(SO4)3(s) + K2SO4(s) + H2O(l)

a) Ajusta la ecuación por el método del número de oxidación.

b) ¿Cuál es el agente oxidante? ¿Cuál el reductor?

naranja verde


a) CH3CH2OH(g) + K2Cr2O7(s) + H2SO4(l) → CH3COOH(l) + Cr2(SO4)3(s) + K2SO4(s) + H2O(l)

Oxidación: 3 · (C–1 → C+3 + 4 e–)

Reducción: 4 · (Cr+6 + 3 e– → Cr+3)

3 C–1 + 4 Cr+6 → 3 C+3 + 4 Cr+3

3 CH3CH2OH(g) + 2 K2Cr2O7(s)+ 8 H2SO4(l) → 3 CH3COOH(l) + 2 Cr2(SO4)3(s) + 2 K2SO4(s) + 11 H2O(l)

b) El agente oxidante es el K2Cr2O7(s), que es el que sufre la reducción, y el agente reductor es el CH3CH2OH(g), que es el que sufre la oxidación.

30. Completa e iguala las siguientes ecuaciones de reacciones redox en solución ácida por el método del ion-electrón.

a) H2O2 + I→ I2 + H2O

b) 22 7Cr O − + 2

3SO − → Cr3+ + 24SO −

a) Semirreacción de oxidación: 2 I– → I2 + 2 e–

Semirreacción de reducción: H2O2 + 2 H+ + 2 e– → 2 H2O

Reacción iónica global: H2O2 + 2 H+ + 2 I–→ 2 H2O + I2

b) Semirreacción de reducción: 22 7Cr O − + 14 H+ + 6 e– → 2 Cr3+ + 7 H2O

Semirreacción de oxidación: 3 · ( 23SO − + H2O → 2

4SO − + 2 H+ + 2 e–)

Reacción iónica global: 22 7Cr O − + 3 2

3SO − + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 24SO − + 4 H2O

31. Completa e iguala las ecuaciones de las siguientes reacciones redox en solución básica por el método del ion-electrón.

a) 23SO − + Cl2 → 2

4SO − + Cl–

b) Cl2 + NaOH → NaCl + NaOCl

a) Semirreacción de reducción: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–

Semirreacción de oxidación: 23SO − + 2 OH– → 2

4SO − + H2O + 2 e–

23SO − + Cl2 + 2 OH– → 2

4SO − + 2 Cl– + H2O

b) Semirreacción de reducción: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–

Semirreacción de oxidación: Cl2 + 4 OH– → 2 OCl– + 2 H2O + 2 e–

2 Cl2 + 4 OH– → 2 Cl– + 2 OCl– + 2 H2O

2 Cl2 + 4 NaOH → 2 NaCl + 2 NaOCl + 2 H2O

32. Al reaccionar el estaño con el ácido nítrico, el estaño se oxida a dióxido de estaño y se desprende monóxido de nitrógeno.

a) Escribe la ecuación ajustada de la reacción.

b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1,00 kg de la misma se obtienen 0,382 kg de dióxido de estaño, halla el porcentaje de estaño en la aleación.

a) HNO3(aq) + Sn(s) → SnO2(s)+ NO(g)

Semirreacción de oxidación: 3 · (Sn + 2 H2O → SnO2 + 4 H+ + 4 e–)

Semirreacción de reducción: 4 · ( 3NO− + 4 H+ + 3 e– → NO + 2 H2O)

4 3NO− + 3 Sn + 4 H+→ 3 SnO2 + 4 NO + 2 H2O

Reacción global en forma molecular: 4 HNO3 + 3 Sn → 3 SnO2 + 4 NO + 2 H2O

–1 +6 +3 +3


b) Se obtienen 382 g de SnO2, es decir, la siguiente cantidad de SnO2:

2

22 21

SnO 2

(382 g SnO )(SnO ) 2,53 mol SnO(150,7 g mol SnO )

mnM −

= = =

Según la estequiometría de la reacción, con 3 mol Sn se obtienen 3 mol SnO2; por tanto, para obtener 2,53 mol SnO2 se habrán necesitado los mismos de Sn. La masa de Sn será:

m(Sn) = n · M(Sn) = (2,54 mol Sn) (118,7 g mol–1) = 300,3 g Sn

Como tenemos 1000 g de aleación, el porcentaje de estaño en la misma es:

(300,3 g Sn) 100 g aleación 30,0 %(100 g aleación)

⋅ =

33. En una farmacia se compró un frasco de agua oxigenada (diluida en agua). Una muestra de 1,00 g, tomada de dicho frasco, se acidificó con ácido sulfúrico y luego se valoró con una disolución 0,20 mol L–1 de KMnO4, necesitándose 17,6 mL de esta. (El H2O2 se oxida a O2 y el 4MnO− se reduce a Mn2+).

a) Escribe la ecuación iónica ajustada de la valoración.

b) ¿Cuál es la masa de H2O2 que ha reaccionado con el permanganato?

c) ¿Qué porcentaje, en masa, de agua oxigenada contiene el frasco comprado en la farmacia?

a)

Semiecuación de oxidación: 5 · (H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e–)

Semiecuación de reducción: 2 · ( 4MnO− + 8 H+ + 5 e–) → Mn2+ + 4 H2O

Ecuación iónica: 5 H2O2 + 2 4MnO− + 6 H+ → 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

Ecuación global: 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 6 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

b) La cantidad de permanganato de potasio que ha reaccionado es:

n(KMnO4) = V · c = (17,6 · 10–3 L) (0,20 mol L–1) = 3,52 · 10–3 mol KMnO4

Según la estequiometría de la reacción:

3 32 2 2 22 2 4 4 2 2

4 4

(5 mol H O ) (5 molH O ) (H O ) (KMnO ) (3,52 10 mol KMnO ) 8,80 10 mol H O(2 mol KMnO ) (2 molKMnO )

n n − −= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

m(H2O2) = n M(H2O2)= (8,80 · 10–3 mol H2O2) (34,0 g mol–1) = 0,30 g

c) (0,30 g H2O2 / 1,00 g disolución) · 100 g disolución = 30 %

34. Se disolvieron 3,00 g de una aleación de cromo en ácido, de modo que todo el cromo se oxidó a 24CrO − .

Este ion se redujo posteriormente a Cr3+ en medio básico, para lo cual se necesitaron 3,09 g de Na2SO3. El ion 2

3SO − , que actuó como reductor, se oxidó a 24SO − .

a) Escribe la ecuación iónica ajustada correspondiente a la reducción del 24CrO − .

b) ¿Cuántos moles de 24CrO − han reaccionado con el Na2SO3?

c) ¿Qué riqueza en cromo tenía la aleación inicial?

a)

Semirreacción reducción: 2 · ( 24CrO − + 4 H2O + 3 e– → Cr3+ + 8 OH–)

Semirreacción oxidación: 3 · ( 23SO − + 2 OH– → 2

4SO − + H2O + 2 e–)

Reacción iónica: 2 24CrO − + 5 H2O + 3 2

3SO − → 2 Cr3+ + 3 24SO − + 10 OH–

b) La cantidad de Na2SO3 que ha reaccionado es:

2 3

2 32 3 2 31

Na SO 2 3

(3,09 g Na SO )(Na SO ) 0,0245 mol Na SO(126,0 gmol Na SO )

mnM −

= = =


De acuerdo con la estequiometría de la reacción: 2 2

2 24 44 2 3 2 3 4

2 3 2 3

(2 mol CrO ) (2 molCrO ) (CrO ) (Na SO ) (0,0245 mol Na SO ) 0,0163 mol CrO(3 mol Na SO ) (3 mol Na SO )

n n− −

− −= ⋅ = ⋅ =

Así pues, han reaccionado 0,0163 mol 24CrO − .

c) Puesto que cada mol de 24CrO − contiene 1 mol de Cr, la cantidad de cromo en los 3,00 g de aleación es de

0,0163 mol de Cr y la masa de cromo es:

m(Cr) = n(Cr) · MCr = (0,0163 mol Cr) (52,0 g mol–1 Cr) = 0,848 g Cr

Por tanto, el porcentaje de cromo en la aleación es:

(0,848 g Cr) 100 g aleación 28,3 %(3,00 g aleación)

⋅ =

35. La cantidad de ozono, O3, en el aire contaminado puede determinarse por un proceso en dos pasos. Primero, el ozono reacciona con una disolución ácida de ion yoduro:

O3(g) + 2 I–(aq) + 2 H+(aq) → O2(g) + I2(s) + H2O(l)

El yodo formado reacciona con una disolución de tiosulfato:

2 22 3S O − (aq) + I2(s) → 2

4 6S O − (aq) + 2 I–(aq)

Si 18,03 mL de una disolución de 22 3S O − 0,0020 mol L–1 reaccionan completamente con el yodo producido

por una muestra de 28,09 g de aire, calcula el porcentaje en masa de ozono en la muestra de aire.

La cantidad de 22 3S O − que ha reaccionado con el yodo es:

n( 22 3S O − )= V c = (18,03 · 10–3 L) (0,0020 mol L–1) = 3,61 · 10–5 mol 2

2 3S O −

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, habrá reaccionado con la mitad de moles de I2:

3

3 3

2 5 52 22 2 2 3 22 2

2 2

(1 mol I ) (1 mol I ) (I ) (S O ) (3,61 10 mol Na SO ) 1,80 10 mol I(2 molS O ) (2 molS O )

n n − − −− −

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

Estos moles de I2 se han producido a partir del mismo número de moles de O3(g):

533 2 3

2

(1 mol O ) (O ) (I ) 1,80 10 mol O(1 molI )

n n −= ⋅ = ⋅

cuya masa es:

m(O3) = n · M(O3) = (1,80 · 10–5 mol O3) (48,0 g mol–1) = 8,64 · 10–4 g O3

Por tanto, el porcentaje de ozono en la muestra de 28,09 g de aire es: 4

33(8,64 10 g O ) (100 g aire) 3,08 10 %(28,09 g aire)

−−⋅

⋅ = ⋅

36. Calcula la concentración de una disolución de oxalato (etanodiato) de potasio, K2C2O4, si hacen falta 35,2 cm3 de esta disolución para llegar al punto final al hacerla reaccionar con 50,0 cm3 de una disolución de KMnO4 0,0617 mol L–1 acidificada con H2SO4. La ecuación de la reacción sin ajustar es:

4MnO− (aq) + 22 4C O − (aq) → Mn2+(aq) + CO2(g)

La ecuación iónica ajustada es:

2 4MnO− (aq) + 5 22 4C O − (aq) + 16 H+(aq) → 2 Mn2+(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O

Y la ecuación global en forma molecular:

2 KMnO4(aq) + 5 K2C2O4(aq) + 8 H2SO4 → 2 MnSO4(aq) + 10 CO2(g) + 6 K2SO4 + 8 H2O

La cantidad de KMnO4 que ha reaccionado es:

n(KMnO4) = V c = (50,0 · 10–3 L) (0,0617 mol L–1) = 3,085 · 10–3 mol KMnO4


De acuerdo con la estequiometría de la reacción, habrán reaccionado con:

32 2 4 2 2 42 2 4 4 4 2 2 4

4 4

(5 mol K C O ) (5 mol K C O ) (K C O ) (KMnO ) (3,085 mol KMnO ) 7,71 10 mol K C O(2 mol KMnO ) (2 mol KMnO )

n n −= ⋅ = ⋅ = ⋅

Por tanto, la concentración de oxalato será: 3

12 2 43

7,71 10 mol K C O 0,219 mol L35,2 10 L

ncV

−−

−

⋅= = =

⋅.

Pilas galvánicas 37. Cuando una cinta de magnesio se coloca en una disolución de sulfato de cobre(II), se forma cobre metálico

y el magnesio se disuelve.

a) Escribe las ecuaciones correspondientes a las semirreacciones de este proceso y la ecuación de la reacción global.

b) Dibuja el esquema de una pila basada en esta reacción, que contenga un puente salino. Indica, en el dibujo, el electrodo que es el cátodo y el que es el ánodo, su polaridad y el sentido de movimiento de los electrones por el circuito externo.

a) Semirreacción oxidación: Mg(s) → Mg2+(aq)

Semirreacción educción: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)

Reacción iónica: Mg(s) + Cu2+(aq) → Mg2+(aq) + Cu(s)

Reacción global en forma molecular: Mg(s) + CuSO4(aq) → MgSO4(aq) + Cu(s)

b)

38. Considera una pila en la que la reacción que se produce es:

Pb(s) + Cu2+(aq) → Pb2+(aq) + Cu(s)

a) Escribe las semiecuaciones de las semirreacciones que tienen lugar en cada semipila.

b) Dibuja un esquema de la pila. Indica el ánodo y el cátodo, el sentido de movimiento de los electrones en el circuito externo y el movimiento de los iones en la solución y en el puente salino.

c) Escribe la notación de la pila.

a) Ánodo (semirreacción de oxidación): Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e–

Cátodo (semirreacción de reducción): Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)

b)

c) Notación de la pila: Pb(s) | Pb2+(aq) II Cu2+(aq) | Cu(s)


39. Dibuja el esquema de una pila basada en la reacción siguiente y escribe su notación.

Sn2+(aq) + 2 Fe3+(aq) → Sn4+(aq)+ 2 Fe2+(aq)

Notación de la pila: Pt |Sn2+(aq), Sn4+(aq) || 2 Fe3+(aq), 2 Fe2+(aq)| Pt

40. Escribe la notación de las pilas en que se producen las reacciones siguientes:

a) Cl2(g) + Sn(s) → Sn2+(aq) + 2 Cl–(aq)

b) 22 7Cr O − (aq) + 14 H+(aq) + 6 I–(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 I2(aq) + 7 H2O(l)

a) Sn(s) | Sn2+(aq) || 2 Cl–(aq), Cl2(g) | Pt

b) Pt | 6 I–(aq), 3 I2(aq) || [ 22 7Cr O − (aq) +14 H+], 2 Cr3+(aq) | Pt

41. Se quiere construir una pila basada en los pares redox:

Al3+(aq) | Al(s) y Zn2+(aq) | Zn(s)

a) Dibuja el esquema de la pila, escribe su notación y calcula su fem estándar. Toma los datos de la tabla de potenciales estándar.

b) Dibuja el diagrama de potenciales de reducción que permite visualizar la fem estándar de la pila.

a)

Notación de la pila: Zn(s) | Zn2+(aq) || Al3+(aq) | Al(s)

Los potenciales de reducción estándar de cada electrodo son: 2+ 3+0 0Zn Zn Al Al0,76 V y 1,66 VE E= − = −

Por tanto, el Zn será el cátodo (positivo) y el Al el ánodo (negativo).

2+ 3+0 0 0 0 0pila cátodo ánodo Zn Zn Al Al 0,90 VE E E E E= − = − = +

b)


42. Usando los datos de la tabla de potenciales estándar de reducción, calcula la fem estándar de las pilas.

a) Mg(s) | Mg2+(aq) || 2 Cl–(aq) | Cl2(g) | Pt

b) Zn(s) | Zn2+(aq) || Fe3+(aq) | Fe2+(aq) | Pt

c) Fe(s) | Fe2+(aq) || 2 Br–(aq) | Br2(l) | Pt

a) 2+2

0 0Mg Mg Cl Cl

2,37 V y 1,36 VE E −= − = +

2+2

0 0 0pila Mg MgCl Cl

1,36 V ( 2,37 V) 3,73 VE E E−= − = + − − =

b) 2+ 3+ 20 0Zn Fe Fe

0,76 V y 0,77 VZnE E += − = +

2+3+ 20 0 0pila ZnFe Fe

0,77 V ( 0,76 V) 1,53 VZnE E E+= − = + − − =

c) 3+ 22

0 0Fe Fe Br Br

0,77 V y 1,09 VE E+ −= + = +

3+ 2+2

0 0 0pila Fe /FeBr Br

1,09 V 0,77 V 0,32 VE E E−= − = + − =

43. Razona cuáles de las siguientes reacciones se producen espontáneamente en condiciones estándar,

comparando los potenciales estándar de reducción de las semirreacciones.

a) Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)

b) 2 Ag+(aq) + Sn(s) → 2 Ag(s) + Sn2+(aq)

c) Pb2+(aq) + 2 Fe2+(aq) → Pb(s) + 2 Fe3+(aq)

d) Br2(l) + 2 Cl–(aq) → 2 Br–(aq) + Cl2(g)

Datos:3+ 2+

2 2

2+ 2+ 2+

0 0 0 0Ag AgCl Cl Br Br Fe Fe

0 0 0Pb Pb Sn Sn Mg Mg

1,36 V; 1,09 V; 0,80 V; 0,77 V;

0,13 V; 0,14 V; 2,37 V

E E E E

E E E

+− −= + = + = + = +

= − = − = −

a) Como el potencial de reducción estándar del electrodo H+(aq) I H2(g), que es 0, es mayor que el del Mg2+(aq) I Mg(s) (–2,37 V), será el ion H+(aq) el que se reduzca a H2(g) y el Mg el que se oxide a Mg2+(aq). Por tanto, la reacción transcurrirá espontáneamente en el sentido en que está escrita.

b) Como el potencial de reducción estándar del electrodo Ag+(aq) I Ag(s) (+0,80V) es mayor que el del Sn2+(aq) I Sn(s) (–0,14 V), será el ion Ag+(aq) el que se reducirá a Ag(s) y el Sn(s) el que se oxidará a Sn2+(aq). Por tanto, la reacción transcurrirá espontáneamente tal como está escrita.

c) Como el potencial de reducción del electrodo Fe3+(aq) I Fe2+(aq) (+0,77 V) es mayor que el del electrodo Pb2+(aq)IPb(s) (–0,13 V), el Fe2+(aq) (especie reducida) no reaccionará con el Pb2+(aq). La reacción no es espontánea en el sentido en que está escrita. La reacción espontánea es la reacción inversa, es decir, la reacción del Pb(s) con los iones Fe3+(aq).

d) Puesto que el potencial de reducción del electrodo Cl2(g) I Cl–(aq) (+1,36 V) es mayor que el del electrodo Br2(l) I Br–(aq) (+1,09 V), el ion cloruro, Cl– (que es la especie reducida), no reaccionará con el Br2(l). Por tanto, la reacción no es espontánea en el sentido que está escrita. La reacción espontánea es la reacción inversa, es decir, la reacción del Cl2(g) con los iones Br–(aq).

44. Calcula la fem estándar de las pilas basadas en las reacciones del problema anterior, en el sentido en que están escritas las ecuaciones. Deduce, por el signo de la fem, cuáles son espontáneas y cuáles no.

a) Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)

2+2

0 0 0pila H H Mg Mg 0 ( 2,37 V) 2,37 VE E E+= − = − − = → Espontánea

b) 2 Ag+(aq) + Sn(s) → 2 Ag(s) + Sn2+(aq)

+ 2+0 0 0pila Ag Ag Sn Sn 0,80 V ( 0,14 V) 0,94 VE E E= − = + − − = + → Espontánea

c) Pb2+(aq) + 2 Fe2+(aq) → Pb(s) + 2 Fe3+(aq)

2+ 3+ 2+0 0 0pila Pb /Pb Fe /Fe 0,13 V 0,77 V 0,90 VE E E= − = − − = − → No espontánea

d) Br2(l) + 2Cl–(aq) → 2 Br–(aq) + Cl2(g)

2 2

0 0 0pila Br Br Cl Cl

1,09 V 1,36 V 0,27 VE E E− −= − = + − = − → No espontánea


45. Justifica si se producirá reacción en cada uno de los casos siguientes. En caso afirmativo, escribe la ecuación de la reacción, y en caso contrario, explica por qué no se produce. La concentración de las disoluciones es 1 mol L–1.

a) Introducimos un trozo de cinc en una disolución de sulfato de cadmio.

b) Introducimos un trozo de plata en una disolución de ácido clorhídrico.

c) Introducimos un trozo de cobre en una disolución de ácido nítrico.

Datos: 2+ 2+0 0Zn |Zn Cd |Cd0,76 V; 0,40 V; E E= − = − + 2+

0 0Ag |Ag Cu |Cu0,80 V; 0,34 V; E E= + = +

0

3 2[NO (aq) 4 H (aq) | NO(g) 2 H O(l)] 0,96 VE − ++ + = +

a) Para que se produjera la reacción, el trozo de cinc tendría que ser capaz de reducir los iones Cd2+(aq) a Cd(s). De la comparación de los potenciales estándar de reducción se deduce que el potencial de reducción del electrodo del cadmio es superior al potencial del electrodo de cinc. Por tanto, la reacción se producirá:

Zn(s) + Cd2+(aq) → Zn2+(aq) + Cd(s)

Zn(s) + CdSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cd(s)

b) El potencial estándar de reducción del electrodo Ag+(aq) I Ag(s) (+0,80 V) es mayor que el del electrodo de hidrógeno, H+(aq) I H2(g), que es cero. Por tanto, si introducimos plata en una disolución de ácido clorhídrico, no reaccionará. El ion H+(aq) no puede oxidar la Ag(s). Este comportamiento es común a todos los metales nobles, o sea, a todos aquellos metales cuyo potencial de reducción es positivo (está por encima del potencial del electrodo de hidrógeno).

c) Para que se produjera la reacción, el trozo de cobre con el ácido nítrico tendría que ser capaz de reducir los iones 3NO− a NO(g). Para ello sería necesario que el potencial de reducción del electrodo 3NO− INO fuera mayor

que el del electrodo de cobre. Si observamos sus valores, vemos que 3

0NO NO 0,96 VE − = + y que

20Cu Cu 0,34 VE + = + . Por tanto, 2

3

0 0NO NO Cu CuE E− +> , es decir, el 3NO− tiene más tendencia a reducirse que el ion

Cu2+ y, en consecuencia, la reacción se producirá: el 3NO− se reducirá a NO y oxidará el Cu a Cu2+.

Semirreacción oxidación: 3 · (Cu → Cu2+ + 2 e–)

Semirreacción reducción: 2 · ( 3NO− (aq) + 4 H+(aq) + 3 e– → NO(g) + 2 H2O (l))

Reacción iónica ajustada: 2 3NO− (aq) + 8 H+(aq) + 3 Cu(s) → 3 Cu2+(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)

Reacción global en forma molecular: 8 H 3NO (aq) + 3 Cu(s) → 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)

46. La hidracina, N2H4, se puede utilizar en una pila de combustible en condiciones alcalinas. Los potenciales de reducción estándar de las semirreacciones son:

N2(g) + 4 H2O(l) + 4 e– → N2H4(aq) + 4 OH–(aq) Eo = –1,15 V

O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– → 4 OH–(aq) Eo = +0,40 V

a) Calcula la fem estándar de la pila.

b) ¿Qué sustancias se deberían suministrar para que funcionara la pila? ¿Por qué crees que se considera una pila limpia?

a) ( )2 2 42

0 0 0 0 0pila cátodo ánodo N N HO OH

0,40 V 1,15 V 1,55 VE E E E E−= − = − = + − − = +

b) Debe suministrarse hidracina, N2H4(g), y oxígeno, O2(g). El O2(g) oxida la hidracina a N2(g), a la vez que él se reduce a agua. La reacción global que tiene lugar en la pila de combustible es:

N2H4(aq) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l)

Así pues, se forman nada más que N2(g) y H2O(l) como productos de la reacción de oxidación; de ahí que se trate de una pila de combustible que se considera limpia (no contaminante).


47. La corrosión del hierro en presencia de aire y humedad es de naturaleza electroquímica. Durante el proceso de corrosión se forma una pila galvánica.

a) Escribe las semiecuaciones de las semirreacciones catódica y anódica.

b) Razona cómo afecta el valor del pH a la semirreacción de reducción, aplicando el principio de Le Châtelier.

a) Semirreacción anódica (oxidación): 2 · (Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–)

Semirreacción catódica (reducción): O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– → 2 H2O(l)

Reacción global: 2 Fe(s) + O2(g) + 4 H+(aq) → 2 Fe2+(aq) + 2 H2O(l)

b) En esta reacción, los iones H+(aq) participan en la reducción del O2(g). Al aumentar la concentración de iones H+(aq), o sea, al disminuir el pH, la reducción del O2(g) y, por tanto, la oxidación del Fe(s) se hace más favorable de acuerdo con el principio de Le Châtelier. Este principio predice un desplazamiento hacia la derecha del equilibrio correspondiente a la semirreacción de reducción del O2(g) cuando aumenta la concentración de iones H+(aq). El aumento de esta concentración también hace que el proceso de corrosión sea más rápido.

48. La reacción de la pila níquel-cadmio es:

Cd(s) + NiO2(s) + 2 H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(aq)

a) Escribe las semiecuaciones de las semirreacciones que tienen lugar.

b) Determina la ∆Go de esta reacción si la fem estándar de la pila es de 1,4 V.

Dato: F = 9,65 · 104 C mol–1

a) Semirreacción de oxidación: Cd(s) + 2 OH–(aq) → Cd(OH)2(s) + 2 e–

Semirreacción de reducción: NiO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e– → Ni(OH)2(aq) + 2 OH–(aq)

b) ∆Go = –z F 0pilaE = –2 · (9,65 · 104 C mol–1) (1,4 V) = –27,0 · 104 J mol–1 = –270 kJ mol–1

Electrólisis 49. Una disolución, que contiene vanadio en un estado de oxidación desconocido, se somete a electrólisis con

una corriente de 1,5 A durante 60 minutos. Como resultado, en el cátodo se depositaron 0,950 gramos de vanadio metálico. ¿Cuál era el número de oxidación de los iones vanadio en la disolución original?

Dato: Ar(V) = 50,94

La semirreacción de reducción del vanadio es:

Vx+(aq) + x e– → V(s)

donde x es la carga iónica desconocida del ion vanadio.

La carga eléctrica que ha circulado es: Q = I t = (1,5 A) (3600 s) = 5400 C,

que equivale a la siguiente cantidad de electrones:

44 1

(5400 C) 559,6 10 mol e(9,65 10 C mol )e

QnF−

−−

= = = ⋅⋅

La cantidad de vanadio que se ha depositado en el cátodo es:

n(V) = m / M(V) = (0,950 g) / (50,94 g mol–1) = 0,01865 mol V

De acuerdo con la estequiometría de la semirreacción de reducción, x moles de electrones dan lugar a la deposición de 1 mol de átomos de vanadio. Por tanto, podemos establecer la relación:

(0,05596 mol e ) ( mol e )(0,01865 mol V) (1 mol V)

x− −

=

de donde se deduce que:

0,05596 3,000,01865

x = =

Así pues, la carga iónica del ion vanadio es 3+, es decir, su número de oxidación es +3.


50. Se pretende cromar un objeto de acero cuya superficie es de 141 cm2 con una capa de 0,10 mm de espesor. Para ello se coloca dicho objeto como cátodo en una cuba de electrólisis que contiene iones Cr3+ en disolución. Si la corriente es de 2,0 A, ¿cuánto tiempo debe durar la electrólisis?

Datos: F = 9,65 · 104 C mol–1; d(Cr) = 7,1 g cm–3

La semirreacción de reducción del ion Cr3+(aq) es: Cr3+(aq) + 3 e– → Cr(s).

El volumen de cromo del recubrimiento que se quiere conseguir es: V = S · h = (141 cm2) (0,010 cm) = 1,41 cm3.

La masa de cromo es: m = V · d = (1,41 cm3) (7,1 g cm–3) = 10,01 g.

La cantidad de cromo es: 1

(10,01 g) 0,192 mol Cr (52,0 g mol )

mnM −

= = = .

De acuerdo con la estequiometría de la semirreacción de reducción del ion cromo(3+), es preciso que circulen 3 mol de electrones para depositar 1 mol de átomos de Cr. Por tanto, será preciso que circulen:

e

(3 mol e )(0,192 mol Cr) 0,576 mol e(1 mol Cr)

n −

−−= ⋅ =

que equivale a una carga eléctrica de

Q = ne · F = (0,576 mol e–) (9,65·104 C mol–1) = 5,56·104 C

Puesto que Q = I t, deducimos que el tiempo que debe durar la electrólisis es: 4

4(5,56 10 C) 2,78 10 s(2,00 A)

QtI

⋅= = = ⋅

51. Se electroliza una disolución concentrada de cloruro de sodio, NaCl(aq).

a) Escribe las semiecuaciones de las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar y la ecuación de la reacción global.

b) Calcula las masas de NaOH y de Cl2 que se obtendrán en cinco horas de electrólisis con una corriente de 0,300 A.

a) En el ánodo tendrá lugar la oxidación de los iones Cl– y en el cátodo se producirá la reducción del agua.

Semiecuación oxidación: 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–

Semiecuación reducción: 2 H2O(l) + 2 e– → H2(g) + 2 OH–(aq)

Ecuación iónica ajustada: 2 H2O(l) + 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + H2(g) + 2 OH–(aq)

Reacción global en forma molecular:

2 H2O(l) + 2 NaCl(aq) → Cl2(g) + H2(g) + 2 NaOH(aq)

b) La carga eléctrica que pasa es: Q = I t = (0,300 A) (18 000 s) = 5400 C

La cantidad de electrones que circulan:

4 1

(5400 C) 0,056 mol e(9,65 10 C mol )e

QnF−

−−

= = =⋅

La cantidad de cloro que se obtendrá será:

2 22 2

(1 mol Cl ) (1 mol Cl )(Cl ) (0,056 mol e ) 0,028 mol Cl(2 mol e ) (2 mol e )en n −

−− −

= ⋅ = ⋅ =

La masa de cloro será: m(Cl2) = n · M(Cl2) = (0,028 mol Cl2) (70,9 g mol–1) = 1,98 g Cl2

De acuerdo con la estequiometría de la reacción global, por cada mol de cloro producido se obtienen 2 mol de NaOH:

22

(2 mol NaOH)(NaOH) (0,028 mol Cl ) 0,056 mol NaOH(1 mol Cl )

n = ⋅ =

La masa de NaOH será:

m (NaOH) = n · M(NaOH) = (0,056 mol NaOH) (40,0 g mol–1) = 2,24 g NaOH

52. Actividad smSaviadigital.com. RESUELVE.


La química y... las pilas de combustible

1. ¿Cuáles son las ventajas de las pilas de combustible frente a las pilas convencionales?

Su principal ventaja es que permiten aportar los agentes oxidante y reductor de manera continuada, y de este modo generar energía de forma ininterrumpida. Por otro lado, la eficiencia energética de las pilas de combustible es muy alta (está entre 40 y 60 %), pudiendo llegar hasta un 85-90 %, y su impacto ambiental es mínimo. Además, en una batería los electrodos reaccionan y cambian según cómo esté de cargada o descargada; en cambio, en una pila de combustible los electrodos son catalíticos y relativamente estables.

2. Cita tres pilas de combustible con diferente electrolito.

Los combustibles típicos de las pilas de combustible son el hidrógeno molecular y el metanol, aunque también se usan otros como hidruros metálicos, etanol, biomasa, gasolina, carbono, etc. Los electrolitos acostumbran a ser membrana de polímero sólido, solución alcalina, ácido fosfórico, etc.

De acuerdo con el tipo de electrolito usado, se pueden clasificar en: pilas de combustible de membrana de polímero sólido de intercambio protónico (PEM), que contiene ácidos sulfónicos perfluorados hidratados; pilas de combustible de metanol (DMFC), que también usan como electrolito una membrana de polímero sólido; pilas de combustible alcalinas, en las que el electrolito es una solución de hidróxido de potasio en agua; pilas de combustible de ácido fosfórico (PAFC), en las que el electrolito es ácido fosfórico líquido.

3. ¿Qué ventaja presenta la pila de combustible de metanol frente a la de hidrógeno para ser usada en los automóviles?

El metanol es líquido a temperatura ambiente, mientras que el hidrógeno es un gas. El transporte y utilización de un combustible líquido es siempre más sencillo que el de un gas, que requiere el uso de bombonas a presión, dada su baja densidad. Además, el metanol no es tan inflamable como el hidrógeno.


Autoevaluación 1. Una oxidación se define como un proceso en el

cual:

a) Una especie química pierde oxígeno.

b) Una especie química pierde total o parcialmente electrones.

c) Un átomo de una especie química disminuye su número de oxidación.

d) Una especie química gana hidrógeno.

b

2. Un agente reductor es:

a) Una especie química que capta electrones total o parcialmente de otra.

b) Una especie química que cede electrones total o parcialmente a otra.

c) Una especie química en la que uno de sus átomos sufre una disminución en su número de oxidación.

d) Una especie química que oxida a otra especie.

b

3. ¿Cuál es el número de oxidación del cromo en el dicromato de potasio, K2Cr2O7?

a) +7

b) +6

c) +12

d) +2

b

4. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones no corresponde a un proceso redox?

a) 4 P(s) + 5 O2(g) → 2 P2O5(s)

b) Mg(s) + 2 H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2(g)

c) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

d) Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

c

5. En una pila galvánica es cierto que:

a) El ánodo es el electrodo positivo.

b) El cátodo es el electrodo negativo.

c) En el ánodo tiene lugar el proceso de oxidación.

d) En el cátodo tiene lugar el proceso de oxidación.

c

6. Indica cuál es la notación correcta para la pila Daniell, basada en la reacción:

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

a) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu(s) | Cu2+(aq)

b) Zn(s) | Cu2+(aq) || Zn2+(aq) | Cu(s)

c) Zn(s) | Cu2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s

d) Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

d

7. La fem estándar de la pila Al(s) | Al3+(aq) || Ni2+(aq) | Ni(s) es 1,42 V. ¿Cuál es el potencial estándar de reducción del electrodo de níquel si el potencial de reducción del par Al3+|Al es –1,67 V?

a) –0,25 V c) +3,07 V

b) +0,25 V d) –3,07 V

a

8. ¿Cuál de los siguientes enunciados es erróneo?

a) En una cuba electrolítica se produce una reacción química al suministrar energía en forma de corriente eléctrica.

b) La ddp para que se produzca la electrólisis debe ser algo mayor que la fem de la pila basada en la reacción inversa.

c) El ánodo de la cuba es el electrodo positivo.

d) En el cátodo de la cuba tiene lugar una reducción.

a

10 Reacciones de oxidación- reducción - Nocturno Giner · PDF file184 Unidad 10|...

Documents

Transcript of 10 Reacciones de oxidación- reducción - Nocturno Giner · PDF file184 Unidad 10|...